Йонообменни реакция - кратко описание за изпита по принцип химия
Реакциите в електролитни разтвори, в която не се наблюдава промяна в заряда на йоните включени в съединенията, посочени йонообменни реакции.
* Член Бертоле. баланс в реакцията на йонообменна е изместен към образуването на най дисоциират съединения.
Съответно, посоката на йонообменни реакции се определя от следното правило: йонни реакции протичат към образуването на утаяване, газове, електролити слаби, комплексни йони.
Когато пишете уравнения йонни реакции силни електролити са написани на разграничаващ форма, слаби - в недисоциирана.
Разтворът: Ag NO3 - Na Cl - AgCl Na NO3 -.
Изключване на йони, които не взаимодействат, то уравнението има следния вид:
Уравнения от този тип са известни като йон.
Ion уравнение получаване на железен хидроксид е написано, както следва:
Fe 3 3OH - Fe (ОН) 3 .
^ Образование газове:
^ Образование слаби електролити:
а. образуването на вода. Взаимодействието, което се случва да се образува вода чрез взаимодействие на водородните йони (всъщност, хидрониев йони) и хидроксидни йони, наречени реакция неутрализация.
NaOH HCl Н2 О NaCl
инча образуването на слаба основа.
а. образуване на слаба киселина.
Йонната продукта от вода
Процесът на електролитна дисоциация на вода се осъществява в два етапа: 1. образуване на водородни йони и хидроксилни йони:
2. Хидратация водородни йони за образуване на хидрониев йон:
Първият етап на метода се провежда с абсорбция на топлина, а вторият - с освобождаването на значително количество. Следователно, почти всички от водородните йони са хидратирани и дисоциация на вода трябва да бъде представена чрез следното уравнение:
При 22 ° С степента на електролитната дисоциация на вода е 1.8 х 10 -9. това е, 555000000 от водните молекули дисоциира един. Следователно, вода - много слаб електролит, за да опише процеса на неговото дисоциация е приложимото право за действие на масата:
където К - константа на дисоциация на водата.
Тъй като [Н 2О] = конст, ние получаваме:
KW постоянна нарича йонна продукта от вода.
В 1 литър вода, теглото на който може да се приема да бъде 1 000 грама, е 1000 г / 18гр = 55.5 мола вещество (неговата моларна концентрация).
Следователно, при 22 ° С концентрацията на хидрониев йони и хидроксилни йони са:
[H3 O] [OH -] = 1,8 · 55.5 · 10 -9 = 1.000 * 10 -7грама-йон / л.
размер KW увеличава с повишаване на температурата, тъй като това повишава степента на електролитна дисоциация. При стайна температура се приеме закръглена стойност на йон продукта от вода 10 -14.
* PH стойност
Водни разтвори на различни съединения могат да произвеждат кисели, алкални или неутрална реакция. Реакционната среда зависи от съотношението на концентрацията на хидрониев йони и хидроксидни йони в разтвор.
Ако концентрацията на тези йони са равни, т.е. [H3 O] = [OH -], реакционната среда е неутрален. Следователно, вода принадлежи към типични амфотерни съединения, комбиниращи киселинни и основни свойства, изразени в същата степен.
Ако концентрацията на хидрониев йони голяма концентрация на хидроксидни йони, т.е. [H 3 O]> [OH -], реакционната среда става кисела. Киселинността е по-висока, толкова по-голяма концентрация на хидрониев йони. Ако обратно, хидрониев йон концентрация по-ниска от концентрацията на хидроксидни йони, т.е. [H3 O] <[ОН - ], то реакция среды становится щелочной. Следовательно, по значению концентрации этих ионов можно количественно охарактеризовать реакцию среды.
Киселинността или алкалността на разтвора може да бъде изразена, като концентрацията на водородните йони вместо на логаритъм. За да се освободи от отрицателна мощност на стойността на концентрацията на водородните йони, се предлага използването на отрицателна стойност на стойностите на логаритъма на [N], на място стойността на рН или рН:
взети Kw = 10 -14 (22 ° С) На практика, тук [N] = 10 -7грама-йон / л и рН = 7.
Съотношение между реакционната среда, концентрация на йони и водород индекс стойности се получават както следва:
Неутрална среда [H3 O] = [OH -] = 10 -7грама-йон / л, рН = 7.
Кисела среда [H3 O]> [OH -]> 10 -7грама-йон / л, рН <7.
Алкални условия [H3 O] <[ОН - ] <10 -7 г-ион/л, рН> 7.
Това може да бъде представляван от схемата:
Хидролиза на - взаимодействието на йони със солена вода, в резултат на образуването на слаб електролит.
Ако солта се счита като продукт кисела реакция с основа, в зависимост от тяхната сила всички соли могат да бъдат разделени в четири типа, съгласно схема.
Соли на първия тип не са подложени на хидролиза, тъй като те си взаимодействат с вода слаби електролити не може да се получи. Н2 система О ↔ Н ОН - равновесие е счупен. РН на разтворите на тези соли е равен на 7.
Разглеждане на хидролизата на останалите три вида соли. Соли, образувани mnogokislotnymi многоосновни киселини или основи, хидролизиран стъпаловидно, движещи се в първата фаза на киселинни или базични соли.
I етап 2Na CO3 2- HOH Na HCO3 - Na ОН -
Хидролиза Na2 CO3 и други соли от този тип се натрупват в разтвор йоните ОН -. информиране него алкално рН> 7. силно изразено от първия етап на хидролиза от втората.
Етап I: Zn 2 2Cl - HOH ZnOH Cl - H Cl -
Zn 2 HOH ZnOH Н;
Етап II: ZnOH HOH Cl - Zn (OH) 2 Н Cl -
Хидролиза ZnCl2 и други соли от този тип Н. йони се натрупват в разтвор го информира кисела реакция рН <7.
Солите от този тип са относително лесно се хидролизират. Реакционният разтвор и рН се определя от относителната сила на получените основи и киселини. В случай на електролитна дисоциация константи NH4 ОН и СН3 COOH при 25 ° С са съответно 1.79 х 10 -5 и 1.76 х 10 -5. и поради това реакционният разтвор е почти неутрално (рН = 7).
соли на процеса на хидролиза може да бъде количествено описан от две променливи: степента на хидролиза часа хидролиза константи Kgidr.
* Степента на хидролиза е съотношението на сол молекули, подложени на хидролиза, спрямо общото количество на сол молекули в разтвор.
Очевидно е, че степента на хидролиза на Н, може да варира в следните граници:
0 часа 1 в единични акции
хидролиза постоянна определя състоянието на химично равновесие в разтвора за хидролиза сол.
Например, за равновесно състояние на етапа на хидролиза I Na2 CO3 и ZnCl2 Kgidr изразено от уравненията:
Обикновено Kgidr варира в следните граници:
Състоянието на равновесие хидролиза е силно повлиян от различни фактори: главно концентрацията на вода в разтвора и температурата на системата.
Както се вижда от уравнение общата хидролизата
сол водна основа киселина
и уравнението на константата на хидролиза
увеличаване на концентрацията на вода (или промените в концентрацията на сол) в разтвора, защото на постоянството Kgidr измества равновесието от ляво на дясно. Следователно, разреден солеви разтвори и напълно се хидролизира бързо, отколкото се концентрира, и степента на хидролиза се увеличава с разтвор за разреждане.
Промени в температурата и значително влияе на състоянието на хидролитично равновесие, тъй като температурата се увеличава степента на хидролиза се увеличава. поради рязко увеличаване на йонната продукта от вода.
Тема 8. бинарни системи на флуидитеТемите, включени:
Характеристики на течното състояние на материята.
Налягането на наситената пара на двукомпонентни системи.
Дестилация течни смеси. Поправяне.
Течно състояние е междинно между газообразните и твърдото вещество. С газ течности преди всичко носи тяхното изотропно (същите физични свойства във всички посоки) и флуидност (възможност лесно да промени формата си под влияние на външни леки товари). Въпреки това, високата плътност и ниска свиваемост на течности ги носи на твърди вещества. Способността на течности лесно да променя формата си показва липса на тези остри сили на междумолекулни взаимодействия. В същото време, ниска свиваемост на течности, което води до способността да се поддържа постоянен обем при дадена температура, показва наличието, но не е трудно, но все още значителни сили на взаимодействие между частиците.
За всяко състояние на агрегиране на характерен връзка между потенциал и кинетични енергии на частици на материята. В твърдите средната потенциалната енергия на частиците е по-голяма от тяхната средна кинетична енергия. Следователно, частиците на твърдите заемат определени позиции един спрямо друг и варират само за тези позиции. За да разговаря съотношение газ енергия, при което газовите молекули са винаги в състояние на произволен движение и силата на хващане между молекули са на практика липсва, така че газът е винаги заема целия обем, предоставена от него. В случай на течности кинетични и потенциалната енергия на частиците приблизително равни, т.е. частици са свързани един към друг, но не е трудно. Следователно, течният флуид, но има постоянна при дадена температура обхват.
В се наблюдава най-течност за къси разстояния - броят на близките съседи във всяка молекула и техните относителни позиции са приблизително еднакви в целия обем на течността. В течна самостоятелно дифузия е силно изразено. т.е. непрекъснати преходи на молекули от място на място. Физико-химичните свойства на течността зависят от природата на съставните частици и интензивността на взаимодействието им.
Вътрешната структура на течности само в най-общи линии, и все още не е създадена обща теория на течно състояние. Това се обяснява с факта, че вътрешната структура на течността е много по-сложна вътрешна структура и кристални газове. В сравнение с течни газове имат предимно е много по-висока плътност. Разстояние между молекулите в течността е толкова малка, че течните свойства се определят до голяма степен от тяхната собствена молекулен обем и взаимното привличане между тях, докато в газове, при нормални условия, ефектът на тези фактори е незначително. На малки разстояния между молекулите са важни като им геометрична форма и полярни свойства. Свойствата на полярни течности зависят не само от взаимодействието на молекулата с молекула, но и от взаимодействия между отделни части от различни молекули.
Когато течността молекули имат полярност, освен взаимното привличане между тях, присъщи и неполярни молекули, и взаимодействието се показват между различните части на молекулите носещи електрически заряд. Това прави неравно положение на различни молекули. По този начин, позицията, отговаряща на взаимното отблъскване на двата края на молекулата (Фиг. 8.1. А), е нестабилна. По-точно, за всяка значителна полярност на молекулите тази разпоредба не може да се дължи на взаимното отблъскване на молекулите, които вече са ги подход в тази позиция. Напротив, позицията на която съответства на укрепване на взаимното привличане между молекулите (фиг. 8.1. В), е за предпочитане и ще остане за по-дълго време.